Ряд сэп химия. Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 339.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления - они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).

Необходимые навыки.

1. Расстановка степеней окисления.
Необходимо помнить, что степень окисления - это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

2. Расстановка степеней окисления в органических веществах.
Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

2-метилбутен-2: – =

уксусная кислота: –

3. Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

Пример:

В этой реакции надо увидеть, что иодид калия может являться только восстановителем , поэтому нитрит калия будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из в ближайшую степень окисления .

4. Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
Самая частая проблема - с дихроматом калия , когда он в роли окислителя переходит в :

Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении .

Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед и перед

Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

5. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту , кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла - точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой - ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

6. Помните, что вода - вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

(хол. р-р.)

7. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:

Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

8. Во что переходят реагенты в реакции?
Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель - сильные или не очень?
Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из в , обычно окисление идёт только до .
И наоборот, если - сильный восстановитель и может восстановить серу из до , то - только до .

Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

9. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

10. Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя - надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

11. Если же один из реагентов - типичный окислитель или восстановитель - тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

Пероксид водорода - вещество с двойственной природой , в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя - переходит в свободный газообразный кислород.

Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) - его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем !

1. Задание 13: Допишите и уравняйте:

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

Возможные ошибки.

1. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
Часто ошибаются в следующих случаях:

а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин - степень окисления у фосфора - отрицательная ;
б) в органических веществах - проверьте ещё раз, всё ли окружение атома учтено;
в) аммиак и соли аммония - в них азот всегда имеет степень окисления ;
г) кислородные соли и кислоты хлора - в них хлор может иметь степень окисления ;
д) пероксиды и надпероксиды - в них кислород не имеет степени окисления , бывает , а в - даже ;
е) двойные оксиды: - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

Задание 14: Допишите и уравняйте:

Задание 15: Допишите и уравняйте:

2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

Пример: в реакции свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…

3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!

а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

Задание 2:

2-метилбутен-2: – =

уксусная кислота: –

Задание 3:

Так как в молекуле дихромата 2 атома хрома, то и электронов они отдают в 2 раза больше - т.е. 6.

Задание 5:

Если среда щелочная, то фосфор будет существовать в виде соли - фосфата калия.

Задание 6:

Так как цинк - амфотерный металл, в щелочном растворе он образует гидроксокомплекс . В результате расстановки коэффициентов обнаруживается, что вода должна присутствовать в левой части реакции :серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

(перманганат не очень сильный окислитель в растворе; обратите внимание, что вода переходит в процессе уравнивания вправо!)

(конц.)
(концентрированная азотная кислота очень сильный окислитель)

Задание 10:

Не забудьте, что марганец принимает электроны , при этом хлор их должен отдать .
Хлор выделяется в виде простого вещества .

Задание 11:

Чем выше в подгруппе неметалл, тем более он активный окислитель , т.е. хлор в этой реакции будет окислителем. Йод переходит в наиболее устойчивую для него положительную степень окисления , образуя йодноватую кислоту.

Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2 , Cu, Hg, Ag, Рt, Au

Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.

Алюминий

Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al 2 O 3 , которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.

Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s 2 3p 1 . В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».

Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na 3 и Al 2 O 3 . Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF 3 , CaF 2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.

Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки (1), взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом) (2-6), кислотами (7) и основаниями (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

Кальций

В свободном виде Ca – серебристо-белый металл. При нахождении на воздухе мгновенно покрывается желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты его взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, имеет кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s 2 . В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».

Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Кальций способен растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства (1), реагировать с кислородом (2), образуя оксиды, взаимодействовать с неметаллами (3 -8), растворяться в кислотах (9):

Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 =CaBr 2 (3)

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 (9)

Железо и его соединения

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3d 6 4s 2 . В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».

Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами, например, галогенами (1), растворяется в кислотах (2):

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (2)

Железо образует целый спектр соединений, поскольку проявляет несколько степеней окисления: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III), соли, оксиды и т.д. Так, гидроксид железа (II) можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.

Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).

Оксид железа (III) нельзя получить по реакции горения железа в кислороде, для его получения необходимо сжигать сульфиды железа или прокаливать другие соли железа:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства и способны вступать в ОВР с сильными восстановителями:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Производство чугуна и стали

Стали и чугуны – сплавы железа с углеродом, причем содержание углерода в стали до 2%, а в чугуне 2-4%. Стали и чугуны содержат легирующие добавки: стали– Cr, V, Ni, а чугун – Si.

Выделяют различные типы сталей, так, по назначению выделяют конструкционные, нержавеющие, инструментальные, жаропрочные и криогенные стали. По химическому составу выделяют углеродистые (низко-, средне- и высокоуглеродистые) и легированные (низко-, средне- и высоколегированные). В зависимости от структуры выделяют аустенитные, ферритные, мартенситные, перлитные и бейнитные стали.

Стали нашли применение во многих отраслях народного хозяйства, таких как строительная, химическая, нефтехимическая, охрана окружающей среды, транспортная энергетическая и другие отрасли промышленности.

В зависимости от формы содержания углерода в чугуне — цементит или графит, а также их количества различают несколько типов чугуна: белый (светлый цвет излома из-за присутствия углерода в форме цементита), серый (серый цвет излома из-за присутствия углерода в форме графита), ковкий и жаропрочный. Чугуны очень хрупкие сплавы.

Области применения чугунов обширны – из чугуна изготавливают художественные украшения (ограды, ворота), корпусные детали, сантехническое оборудование, предметы быта (сковороды), его используют в автомобильной промышленности.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

В электрохимической ячейке (гальваническом элементе) электроны, остающиеся после образования ионов, удаляются через металлический провод и рекомбинируют с ионами другого вида. Т.е.заряд во внешней цепи переносится электронами, а внутри ячейки, через электролит, в который погружены металлические электроды, ионами. Таким образом получается замкнутая электрическая цепь.

Разность потенциалов, измеряемая в электрохимической ячейке, o бъясняется различием в способности каждого из металлов отдавать электроны. Каждый электрод имеет собственный потенциал, каждая система электрод-электролит представляет собой полуэлемент, а любые два полуэлемента образуют электрохимическую ячейку. Потенциал одного электрода называют потенциалом полуэлемента, он определят способность электрода отдавать электроны. Очевидно, что потенциал каждого полуэлемента не зависит от наличия другого полуэлемента и его потенциала. Потенциал полуэлемента определяется концентрацией ионов в электролите и температурой.

В качестве «нулевого» полуэлемента был выбран водород, т.е. считается, что для него при добавлении или удалении электрона с образованием иона никакой работы не совершается. «Нулевое» значение потенциала необходимо для понимания относительной способности каждого из двух полуэлементов ячейки отдавать и принимать электроны.

Потенциалы полуэлементов, измеряемые относительно водородного электрода, называются водородной шкалой. Если термодинамическая склонность отдавать электроны в одной половине электрохимической ячейки выше, чем в другой, то потенциал первою полуэлемента выше, чем потенциал второго. Под действием разности потенциалов будет происходить переток электронов. При сочетании двух металлов можно выяснить возникающую между ними разность потенциалов и направление потока электронов.

Электроположительный металл обладает более высокой способностью принимать электроны, поэтому он будет катодным или благородным. С другой стороны находятся электроотрицательные металлы, которые способны самопроизвольно отдавать электроны. Эти металлы являются реакционноспособными, а, следовательно, анодными:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Например, Cu отдает электроны легче Ag , но хуже Fe . В присутствии медного электрода ноны серебра начнут соединяться с электронами, приводя к образованию ионов меди и осаждению металлического серебра:

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Однако та же самая медь менее реакционноспособна, чем железо. При контакте металлического железа с нонами меди та будет осаждаться, а железо переходить в раствор:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu .

Можно говорить, что медь является катодным металлом относительно железа и анодным - относительно серебра.

Стандартным электродным потенциалом считается потенциал полуэлемента из полностью отожженого чистого металла в качестве электрода в контакте с ионами при 25 0 С. В этих измерениях водородный электрод выступает в роли электрода сравнения. В случае двухвалентного металла можно записать реакцию, протекающую в соответствующей электро-химической ячейке:

М + 2Н + → М 2+ + Н 2 .

Если упорядочить металлы по убыванию их стандартных электродных потенциалов, то получается так называемый электрохимический ряд напряжений металлов (табл. 1).

Таблица 1. Электрохимический ряд напряжений металлов

Например, в гальваническом элементе медь-цинк возникает поток электронов от цинка к меди. Медный электрод является в этой схеме положительным полюсом, а цинковый - отрицательным. Более реакционноспособный цинк теряет электроны:

Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0,763 В.

Медь же является менее реакционноспособной и принимает электроны от цинка:

Cu 2+ + 2е - → Cu ; E °=+0,337 В.

Напряжение на соединяющем электроды металлическом проводе составит:

0,763 В + 0,337 В = 1,1 В.

Таблица 2. Стационарные потенциалы некоторых металлов и сплавов в морской воде по отношению к нормальному водородному электроду ( ГОСТ 9.005-72).

Примечание . Указанные числовые значения потенциалов н порядок металлов в ряду могут изменяться в различной степени в зависимости от чистоты металлов, состава морской воды, степени аэрации и состояния поверхности металлов.